3. Закон Авогадро. Следствия из этого закона.
В равных объемах любых газов при одинаковом давлении и температуре содержиться одинаковое число молекул
Из Закона Авогадро выводится 2 следствия:
Следствие 1 : Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем
В частности, при нормальных условиях (T=0 °C (273К) и p=101,3 кПа) объём 1 моля газа, равен 22,4 л. Этот объём называют молярным объёмом газа Vm. Пересчитать эту величину на другие температуру и давление можно с помощью уравнения Менделеева-Клапейрона
где: P - давление газа, Па;
V - объем газа, м3;
m - масса газа, г;
M - мольная масса газа, г/моль;
R - универсальная газовая постоянная, R = 8,31 Дж/(моль·К);
T - температура газа, К.
Vm — Молярный объем
Из Уравнения Менделеева-Клапейрона выводятся еще 3 закона
1) Закон
Шарля : 
Следствие 2 : Отношение масс одинаковых объемов двух газов есть величина постоянная для данных газов
Эта постоянная величина называется относительной плотностью газови обозначается D. Так как молярные объемы всех газов одинаковы (1-е следствие закона Авогадро), то отношение молярных масс любой пары газов также равна этой постоянной:
D — Относительная плотность газа
2) Закон
Гей-Люссака : 
3) Закон
Боля-Мариотта : 
4. Учение о химических процессах. Основные понятия термодинамики.
Химия – наука о веществах и процессах их превращения, сопровождающие изменением состава и структуры.
Свойства веществ зависят:
1) от элементарного и молекулярного состава;
2) от структуры молекулы;
3) от термодинамических и кинетических условий процесса химической реакции;
4) от уровня химической организации вещества.
формулировка периодического закона: свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины положительного заряда ядра их атомов.
Химический процесс – его скорость, направление, сопровождающие его тепловые явления и зависимость этих характеристик от внешних условий
Химическое соединение – определенное вещество, состоящее из одного или нескольких химических элементов, атомы которых химической связью объединены в частицы – молекулы, комплексы, монокристаллы или иные агрегаты.
Учение о химических процессах базируется на идее, что способность к взаимодействию различных химических реагентов определяется кроме всего прочего и условиями протекания химических реакций. Эти условия могут оказывать воздействие на характер и результаты химических реакций. Подавляющее большинство химических реакций находится во власти стихии. Конечно, есть реакции, которые не требуют особых средств управления или особых условий. Таковы всем известные реакции кислотно-основного взаимодействия (нейтрализации). Однако подавляющее большинство реакций являются трудноконтролируемыми. Есть реакции, которые просто не удается осуществить, хотя они в принципе осуществимы. Существуют реакции, которые трудно остановить: горения и взрывы. И, наконец, встречаются реакции, которые трудно ввести в одно желательное русло, так как они самопроизвольно создают десятки непредвиденных ответвлений с образованием сотен побочных продуктов. Поэтому важнейшей задачей для химиков становится умение управлять химическими процессами, добиваясь нужных результатов. В самом общем виде методы управления химическими процессами можно подразделить на термодинамические и кинетические.
Термодинамические методы влияют на смещение химического равновесия реакции
устанавливающие зависимость направления химической реакции от изменения температуры и теплового эффекта реакции. Энергетика химических процессов тесно связана с законами термодинамики. Химические реакции, протекающие с выделением энергии, называются экзотермическими реакциями. В них энергия высвобождается одновременно с уменьшением внутренней энергии системы. Существуют также эндотермические реакции, протекающие с поглощением энергии. В этих реакциях идет повышение внутренней энергии системы за счет притока тепла. Измеряя количество энергии, выделяющейся при реакции (тепловой эффект химической реакции), можно судить об изменении внутренней энергии системы.
Система – совокупность тел, выделенная из пространства. Если в системе возможен массо- и теплообмен между всеми ее составными частями, то такая система называется термодинамической. Химическая система, в которой возможно протекание реакций, представляет собой частный случай термодинамической. Если между системой и окружающей средой отсутствует массо- и теплообмен, то такая система называется изолированной. Если отсутствует массообмен, но возможен теплообмен, то система называется закрытой. Если же между системой и окружающей средой возможен и массо-, и теплообмен, то система открытая.
Система, состоящая из нескольких фаз, называется гетерогенной, однофазная система – гомогенной.
Состояние химической системы определяется свойствами: температура, давление, концентрация, объем, энергия.
Реакции, протекающие в гомогенной системе, развиваются во всем ее объеме и называются гомогенными.
Реакции, происходящие на границе раздела фаз – гетерогенными.
Для термодинамического описания системы пользуются так называемыми функциями состояния системы – это любая физическую величину, значения которой однозначно определяются термодинамическими свойствами системы. К важнейшим функциям состояния системы относятся:
- полная энергия системы (Е);
- внутренняя энергия системы (U);
-энтальпия (или теплосодержание) – это мера энергии, накапливаемая веществом при его образовании (Н): Н = U + р∙V;
Химическое взаимодействие, как правило, сопровождается тепловым эффектом. Процессы, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими (∆Н < 0), а идущие с поглощением теплоты – эндотермическими (∆Н > 0).
Тепловой эффект химических процессов в изобарных условиях определяется изменением энтальпии, т.е. разницей энтальпий конечного и исходного состояний. Согласно, закону Лавуазье-Лапласа: теплота, выделяющаяся при образовании вещества, равна теплоте, поглощаемой при разложении такого же его количества на исходные составные части. Более глубокие обобщения термохимических закономерностей дает закон Гесса: тепловой эффект химических реакций, протекающих или при постоянном давлении, или при постоянном объеме, не зависит от числа промежуточных стадий, а определяется лишь начальным и конечным состояниями системы.
I закон термодинамики (закон сохранения энергии) – энергия не исчезает и не возникает вновь из ничего при протекании процесса, она лишь может переходить из одной формы в другую в строго эквивалентных отношениях.
II закон термодинамики – при протекании процесса в изолированной системе обратимых процессов энтропия остается неизменной, а при необратимых процессах увеличивается.
5. Понятие о химической кинетике. Скорость химических реакций, ее зависимость от различных факторов.
Химическая кинетика – раздел химии, изучающий закономерности протекания физико-химических процессов во времени и механизмы взаимодействия на атомно-молекулярном уровне.
Законы протекания химических реакций изучает химическая кинематика
1) Как протекает весь химический процесс
2) Какова последовательность промежуточных реакций
3) От чего зависит скорость протекания химических реакций
Каждая химическая реакция характеризуется определенной скоростью
А + В = АВ в результате образуется вещество АВ
Через промежуток времени концентрация отдельных веществ А и В уменьшается, а концентрация АВ увеличивается
t2 – t1 = ∆t Vпрям = С2- С1/∆t = -∆С / ∆t Vобр=-∆С’ / ∆t’ Скорость химической реакции (V) – изменение концентрации (С) реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени (t)
Измерение скорости химической реакции
Для измерения скорости существует много методов. Все они сводятся к изучению химических и физических характеристик процессов зависящих от концентрации
1) метод отбора проб и измерение концентрации веществ
2) физико-химические методы анализа
а. показатели преломления
б. электропроводности
в. окислителньо-востановительный потенциал
г. сила тока
Зависимость скорости химических реакций от концентраций реагирующих
веществ легко понять исходя из молекулярно-кинетических представлений. Молекулы газов, двигаясь в различных направлениях с довольно большой скоростью, неизбежно должны встречаться, сталкиваться друг с другом. Взаимодействие между молекулами, очевидно, может происходить только при их столкновениях, следовательно, чем чаще будут сталкиваться молекулы, тем быстрее будет идти превращение исходных веществ в новые и тем больше будет скорость реакции. К. Гульдберг и П. Вааге в 1867 г. сформулировали закон действующих масс: скорость реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ возведенных в степень равной их коэффициентам.
N2 + 3H2 = 2NH3 V пр= k∙[N2]∙[H2]3
V пр= k∙CN2∙ CH2 3 где [N2] и [H2] – концентрации вступающих в реакции веществ, k – константа скорости реакции, зависящая от природы реагирующих веществ.
Зависимость скорости химической реакции от температуры
выражается правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10°С скорость большинства реакций возрастает в 2–4 раза.
Vt2=Vt ∙ γt2-t1/10
Сильное возрастание скорости реакции при повышении температуры связано с резким возрастанием числа активных частиц и числа активных столкновений. Зависимость скорости химической реакции от природы реагирующих веществ
Вещества с ионной связью взаимодействуют значительно быстрее чем с ковалентной
Зависимость скорости химической реакции на состояние реагирующих веществ
Имеет значение агригатное состояние вещества. Для ускорения реакции взаимодействие веществ необходимо увеличить контакт между частицами реагирующих веществ. Это достигается( - размельчением, -растворением, -превращение в газ/пар)
Зависимость скорости химической реакции от среды среды в которой она происходит
Существенную роль в реакциях играет природа растворителя. Реакционная среда чаще всего не бывает индеферентной(безразличной) а оказывает либо каталическое или ингибирующее действие(т.е. ускоряя или замедляя процесс)
Зависимость скорости химической реакции от присутствия катализаторов и ингибиторов
веществ, которые изменяют скорость реакции, но сами в результате реакции остается в химически неизменном состоянии и не расходуется. Вещества, ускоряющие реакцию, называются катализаторами, а замедляющие – ингибиторами. Иногда применение катализаторов может увеличить скорость реакции в 1000 и более раз.
Катализ – изменение скорости химической реакции в присутствии катализаторов. Скорость химической реакции возрастает в присутствии катализатора, в связи с понижением энергия активации реакции через образование нестойких промежуточных соединений – активных комплексов. Процесс, идущий с образованием активного комплекса кинетически более выгоден, т.к. требуется меньшей затраты энергии. Нередко один из продуктов реакции служит катализатором, ускоряющим эту реакцию. Такого рода реакции, называются автокаталитическими.